Fórmula eletrônica do átomo. Catálogo de Arquivos de Química
A imagem condicional da distribuição de elétrons na nuvem eletrônica por níveis, subníveis e orbitais é chamada de a fórmula eletrônica do átomo.
Regras baseadas em|baseadas em| qual | qual | maquiagem | entrega | fórmulas eletrônicas
1. Princípio da energia mínima: quanto menos energia o sistema tem, mais estável ele é.
2. Regra de Klechkovsky: a distribuição dos elétrons nos níveis e subníveis da nuvem eletrônica ocorre em ordem crescente da soma dos números quânticos principal e orbital (n + 1). No caso de igualdade de valores (n + 1), o subnível que possui o menor valor de n é preenchido primeiro.
1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Número do nível n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 número quântico
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Série Klechkovsky
1* - veja a tabela nº 2.
3. Regra de Hund: quando os orbitais de um subnível estão preenchidos, o nível de energia mais baixo corresponde à colocação de elétrons com spins paralelos.
Redação|Enviando| fórmulas eletrônicas
Linha potencial: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Série Klechkovsky
Ordem de enchimento Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Fórmula eletrônica
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Informatividade de fórmulas eletrônicas
1. A posição do elemento no periódico|periódico| sistema.
2. Possíveis graus| oxidação do elemento.
3. A natureza química do elemento.
4. Composição|armazém| e propriedades de conexão do elemento.
A posição do elemento no periódico|Periódico|O sistema de D.I. Mendeleev:
a) número do período, em que o elemento está localizado, corresponde ao número de níveis em que os elétrons estão localizados;
b) número do grupo, ao qual este elemento pertence, é igual à soma dos elétrons de valência. Os elétrons de valência para átomos de elementos s e p são elétrons do nível externo; para os elementos d, estes são os elétrons do nível externo e o subnível não preenchido do nível anterior.
dentro) família eletrônicaé determinado pelo símbolo do subnível no qual o último elétron entra (s-, p-, d-, f-).
G) subgrupoé determinado por pertencer à família eletrônica: s - e p - elementos ocupam os subgrupos principais, e d - elementos - secundários, f - elementos ocupam seções separadas na parte inferior do sistema periódico (actinídeos e lantanídeos).
2. Possíveis graus| oxidação do elemento.
Estado de oxidaçãoé a carga que um átomo adquire quando dá ou ganha elétrons.
Átomos que doam elétrons ganham carga positiva, que é igual ao número de elétrons dados (carga do elétron (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
O átomo que doou elétrons torna-se cátion(íon carregado positivo). O processo de remoção de um elétron de um átomo é chamado de processo de ionização. A energia necessária para realizar este processo é chamada de energia de ionização ( Eion, eB).
Os primeiros a se separarem do átomo são os elétrons do nível externo, que não possuem um par no orbital - não pareado. Na presença de orbitais livres dentro do mesmo nível, sob a ação da energia externa, os elétrons que se formaram dado nível pares, cozidos no vapor e depois separados todos juntos. O processo de desemparelhamento, que ocorre como resultado da absorção de uma porção de energia por um dos elétrons do par e sua transição para o subnível mais alto, é chamado de processo de excitação.
O maior número de elétrons que um átomo pode doar é igual ao número de elétrons de valência e corresponde ao número do grupo no qual o elemento está localizado. A carga que um átomo adquire após perder todos os seus elétrons de valência é chamada de o mais alto grau de oxidaçãoátomo.
Após liberação|demissão| nível de valência externo torna-se|torna| nível que|o que| valência anterior. Este é um nível completamente preenchido com elétrons e, portanto, | e, portanto | resistente a energia.
Átomos de elementos que têm de 4 a 7 elétrons no nível externo alcançam um estado energeticamente estável não apenas doando elétrons, mas também adicionando-os. Como resultado, um nível (.ns 2 p 6) é formado - um estado de gás inerte estável.
Um átomo que tem elétrons ligados adquire negativograuoxidação- uma carga negativa, que é igual ao número de elétrons recebidos.
Z E 0 + ne Z E - n
O número de elétrons que um átomo pode anexar é igual ao número (8 –N|), onde N é o número do grupo no qual|o que| o elemento está localizado (ou o número de elétrons de valência).
O processo de ligação de elétrons a um átomo é acompanhado pela liberação de energia, que é chamada de c afinidade com o elétron (Esrodship,eV).
O conhecimento dos possíveis estados de um elétron em um átomo, a regra de Klechkovsky, o princípio de Pauli e a regra de Hund permitem considerar a configuração eletrônica de um átomo. Para isso, são utilizadas fórmulas eletrônicas.
A fórmula eletrônica denota o estado de um elétron em um átomo, indicando o número quântico principal que caracteriza seu estado com um número e o número quântico orbital com uma letra. Um número indicando quantos elétrons estão em um determinado estado é escrito à direita do topo da letra indicando a forma da nuvem de elétrons.
Para um átomo de hidrogênio (n \u003d 1, l \u003d 0, m \u003d 0), a fórmula eletrônica será: 1s 1. Ambos os elétrons do próximo elemento hélio He são caracterizados pelos mesmos valores de n, l, me diferem apenas nos spins. A fórmula eletrônica do átomo de hélio é ls 2 . A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.
Para elementos do 2º período (n = 2, l = 0 ou l = 1), o estado 2s é preenchido primeiro e, em seguida, o subnível p do segundo nível de energia.
A fórmula eletrônica do átomo de lítio é: ls 2 2s 1. O elétron 2s 1 está menos ligado ao núcleo atômico (Fig. 6), então o átomo de lítio pode facilmente entregá-lo (como você obviamente se lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se no íon Li +.
Arroz. 6.
Seções transversais de nuvens de elétrons 1s e 2s por um plano que passa pelo núcleo
No átomo de berílio, o quarto elétron também ocupa o estado 2s: ls 2 2s 2 . Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente destacados - neste caso, o Be é oxidado ao cátion Be 2+.
O átomo de boro tem um elétron no estado 2p: ls 2 2s 2 2p 1 . Em seguida, nos átomos de carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor (de acordo com a regra de Hund), o subnível 2p é preenchido, que termina no gás nobre néon: ls 2 2s 2 2p 6 .
Se quisermos enfatizar que os elétrons de um determinado subnível ocupam as células quânticas um a um, na fórmula eletrônica a designação do subnível acompanha o índice. Por exemplo, a fórmula eletrônica do átomo de carbono
Para elementos do 3º período, o 3s-state (n = 3, l = 0) e o 3p-sublevel (n = 3, l - 1) são preenchidos, respectivamente. O subnível 3d (n = 3, l = 2) permanece livre:
Às vezes, em diagramas que descrevem a distribuição de elétrons nos átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, eles anotam as fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos dos elementos químicos, em contraste com o completo acima fórmulas eletrônicas, por exemplo:
Em elementos de grandes períodos (4º e 5º), de acordo com a regra de Klechkovsky, os dois primeiros elétrons da camada eletrônica externa ocupam, respectivamente, os estados 4s-(n = 4, l = 0) e 5s (n = 5, l = 0):
A partir do terceiro elemento de cada grande período, os próximos dez elétrons entram nos subníveis 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos laterais):
Como regra, quando o subnível d anterior for preenchido, o subnível p externo (respectivamente 4p e 5p) começará a ser preenchido:
Para elementos de grandes períodos - o 6º e o 7º incompleto - níveis e subníveis de energia são preenchidos com elétrons, como regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons entram no subnível s externo, por exemplo:
o próximo elétron (para La e Ac) - para o subnível d anterior:
Em seguida, os próximos 14 elétrons entram no terceiro nível de energia de fora para os subníveis 4f e 5f, respectivamente, para lantanídeos e actinídeos:
Então o segundo nível de energia externa (subnível d) começará a se acumular novamente para os elementos dos subgrupos laterais:
Somente depois que o subnível d estiver completamente preenchido com dez elétrons, o subnível p externo será preenchido novamente:
Em conclusão, considere novamente jeitos diferentes exibição configurações eletrônicasátomos de elementos de acordo com os períodos da tabela de D. I. Mendeleev.
Considere os elementos do 1º período - hidrogênio e hélio.
As fórmulas eletrônicas dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre os níveis e subníveis de energia.
Fórmulas eletrônicas gráficas de átomos mostram a distribuição de elétrons não apenas em níveis e subníveis, mas também em células quânticas (orbitais atômicos).
Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - tem 2 elétrons.
O hidrogênio e o hélio são elementos s; o subnível ls desses átomos é preenchido com elétrons.
Para todos os elementos do 2º período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os estados 2s e 2p de acordo com o princípio da menor energia (primeiro S- e depois p) e as regras de Pauli e Hund ( Mesa 2).
No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - tem 8 elétrons.
mesa 2
A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do 2º período
Lítio Li, berílio Be - elementos s.
Boro B, carbono C, nitrogênio N, oxigênio O, flúor F, néon Ne são elementos p, o subnível p desses átomos é preenchido com elétrons.
Para átomos de elementos do 3º período, a primeira e a segunda camadas eletrônicas são completadas; portanto, a terceira camada eletrônica é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os estados 3s, 3p e 3d (Tabela 3).
Tabela 3
A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do 3º período
No átomo de magnésio, o subnível 3s está completo. Sódio Na e magnésio Mg são elementos s.
Para o alumínio e os elementos que o seguem, o subnível 3p é preenchido com elétrons.
Existem 8 elétrons na camada externa (a terceira camada de elétrons) no átomo de argônio. Como camada externa, ela é completa, mas no total, na terceira camada eletrônica, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do 3º período têm um estado 3d vazio.
Todos os elementos do alumínio Al ao argônio Ar são elementos p.
Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema Periódico.
Os átomos dos elementos do 4º período - potássio e cálcio - têm um quarto nível de energia, o subnível 48 é preenchido (Tabela 4), pois, de acordo com a regra de Klechkovsky, tem menos energia que o subnível 3d.
Tabela 4
A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do 4º período
Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do 4º período:
Potássio K e cálcio Ca são elementos s incluídos nos principais subgrupos. Em átomos de escândio Sc a zinco Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, possuem uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.
Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, ocorre uma “falha” de um elétron do subnível 4s para o 3d, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes 3d 5 e 3d 10:
No átomo de zinco, o terceiro nível de energia é concluído, todos os subníveis são preenchidos - 3s, 3p e 3d, no total, eles têm 18 elétrons.
Nos elementos que seguem o zinco, o quarto nível de energia, o subnível 4p, continua a preencher.
Elementos do gálio Ga ao criptônio Kr são elementos p.
A camada externa (quarta) do átomo de criptônio Kr é completa e possui 8 elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; os estados 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem desocupados.
Para os elementos do 5º período, de acordo com a regra de Klechkovsky, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 5s ⇒ 4d ⇒ 5р. E também há exceções associadas à “falha” de elétrons em 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
Nos 6º e 7º períodos aparecem os elementos f, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f do terceiro nível de energia exterior estão sendo preenchidos, respectivamente.
Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.
5f-elementos são chamados actinídeos.
A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do 6º período: 55 Cs e 56 Ba - elementos bs; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl - 86 Rn - br elementos. Mas mesmo aqui existem elementos em que a ordem de preenchimento dos subníveis de energia é "violada", o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14 .
Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias ou blocos eletrônicos (Fig. 7):
Arroz. 7.
Divisão do sistema periódico (tabela) em blocos de elementos
- s-elementos; o subnível s do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;
- elementos p; o subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos p incluem elementos dos principais subgrupos dos grupos III-VIII;
- elementos d; o subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas intercalares de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição;
- elementos f; o subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.
Perguntas e tarefas para § 3
- Faça diagramas estrutura eletrônica, fórmulas eletrônicas e fórmulas eletrônicas gráficas de átomos dos seguintes elementos químicos:
- a) cálcio;
b) ferro;
c) zircônio;
d) nióbio;
e) háfnio;
e) ouro. - Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo do gás nobre correspondente.
- Qual é o "dip" do elétron? Dê exemplos de elementos em que esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.
- Como a propriedade é determinada Elemento químico para esta ou aquela família eletrônica?
- Compare as fórmulas eletrônicas e gráficas eletrônicas do átomo de enxofre. o que Informação adicional contém última fórmula?
>> Química: Configurações eletrônicas de átomos de elementos químicos
O físico suíço W. Pauli em 1925 estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons que possuem spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “spindle”), ou seja, possuem propriedades que podem ser se representou condicionalmente como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: no sentido horário ou anti-horário. Este princípio é chamado de princípio de Pauli.
Se houver um elétron no orbital, ele é chamado desemparelhado, se houver dois, esses são elétrons pareados, ou seja, elétrons com spins opostos.
A Figura 5 mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.
O orbital s, como você já sabe, é esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e não é pareado. Portanto, sua fórmula eletrônica ou configuração eletrônica será escrita da seguinte forma: 1s 1. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra (1 ...), letra latina denotam o subnível (tipo de orbital), e o número, que está escrito no canto superior direito da letra (como um expoente), mostra o número de elétrons no subnível.
Para um átomo de hélio, He, tendo dois elétrons emparelhados no mesmo orbital s, esta fórmula é: 1s 2 .
A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.
O segundo nível de energia (n = 2) tem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) têm uma energia mais alta, pois estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital 1s (n = 2).
Em geral, para cada valor de n, existe um orbital s, mas com uma quantidade correspondente de energia eletrônica e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.
p-Orbital tem a forma de um haltere ou volume oito. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendicularmente ao longo das coordenadas espaciais desenhadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar novamente que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de n = 2, possui três orbitais p. À medida que o valor de n aumenta, os elétrons ocupam orbitais p localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos x, y e z.
Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital β é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron é mais fraco ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode facilmente entregá-lo (como você obviamente se lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon Li +.
No átomo de berílio Be 0, o quarto elétron também está localizado no orbital 2s: 1s 2 2s 2 . Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - Be 0 é oxidado ao cátion Be 2+.
No átomo de boro, o quinto elétron ocupa um orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Além disso, os átomos C, N, O, E são preenchidos com orbitais 2p, que terminam com o gás nobre néon: 1s 2 2s 2 2p 6.
Para os elementos do terceiro período, os orbitais Sv e Sp são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais d do terceiro nível permanecem livres:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Às vezes, em diagramas que descrevem a distribuição de elétrons em átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, eles anotam as fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas fornecidas acima.
Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam os 4º e 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada grande período, os próximos dez elétrons irão para os orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos secundários): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Via de regra, quando o subnível d anterior é preenchido, o subnível p externo (4p e 5p, respectivamente) começará a ser preenchido.
Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, como regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons irão para o subnível β externo: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) ao anterior (subnível p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Então os próximos 14 elétrons irão para o terceiro nível de energia do lado de fora nos orbitais 4f e 5f, respectivamente, para lantanídeos e actinídeos.
Então o segundo nível de energia externa (subnível d) começará a se acumular novamente: para elementos de subgrupos secundários: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - e, finalmente, somente após o preenchimento completo com dez elétrons do nível atual, o subnível p externo será preenchido novamente:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando energia ou células quânticas - elas escrevem as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para este registro, utiliza-se a seguinte notação: cada célula quântica é denotada por uma célula que corresponde a um orbital; cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, duas regras devem ser lembradas: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais de dois elétrons em uma célula (orbitais, mas com spins antiparalelos), e a regra de F. Hund, segundo a qual os elétrons ocupam células livres (orbitais), estão localizados em eles são primeiro um de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então eles emparelham, mas os spins neste caso, segundo o princípio de Pauli, já serão direção oposta.
Em conclusão, vamos considerar mais uma vez o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos ao longo dos períodos do sistema D. I. Mendeleev. Esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia). 
Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - tem 2 elétrons.
O hidrogênio e o hélio são elementos s; esses átomos têm um orbital s preenchido com elétrons.
Elementos do segundo período
Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os orbitais e- e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s- e depois p) e as regras de Pauli e Hund (Tabela 2).
No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - tem 8 elétrons.
Tabela 2 A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do segundo período
O fim da mesa. 2 
Li, Be - em elementos.
B, C, N, O, F, Ne - elementos p, esses átomos são preenchidos com elétrons p-orbitais.
Elementos do terceiro período
Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camada eletrônica são completadas; portanto, a terceira camada eletrônica é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d (Tabela 3).
Tabela 3 A estrutura das camadas eletrônicas de átomos de elementos do terceiro período
Um orbital de elétrons 3s é completado no átomo de magnésio. Elementos Na e Mg-s. 
Existem 8 elétrons na camada externa (a terceira camada de elétrons) no átomo de argônio. Como camada externa, ela é completa, mas no total, na terceira camada eletrônica, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período possuem orbitais 3d não preenchidos.
Todos os elementos de Al a Ag são elementos p. Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema Periódico.
Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido (Tabela 4), pois possui uma energia menor que o subnível 3d. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos Quarto período: 1) denotamos a fórmula eletrônica condicionalmente gráfica do argônio da seguinte forma:
Ar;
2) não descreveremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.
Tabela 4 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período
K, Ca - elementos s incluídos nos subgrupos principais. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, possuem uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.
Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, ocorre uma "falha" de um elétron do subnível 4n- para o 3d, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes 3d 5 e 3d 10: 
No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons é completada - todos os subníveis 3s, 3p e 3d são preenchidos nele, no total existem 18 elétrons neles.
Nos elementos que seguem o zinco, a quarta camada de elétrons continua a ser preenchida, o subnível 4p: Elementos de Ga a Kr são elementos p. 
A camada externa (quarta) do átomo de criptônio é completa e possui 8 elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; os subníveis 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem vazios.
Os elementos do quinto período estão preenchendo os subníveis na seguinte ordem: 5s-> 4d -> 5p. E também há exceções associadas à "falha" de elétrons, em 41 Nb, 42 MO, etc.
No sexto e sétimo períodos aparecem elementos, ou seja, elementos nos quais os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.
Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.
5f-elementos são chamados actinídeos.
A ordem de preenchimento de subníveis eletrônicos nos átomos de elementos do sexto período: 55 Сs e 56 Ва - 6s-elementos;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - elementos 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementos 5d; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementos. Mas mesmo aqui existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é “violada”, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14.
Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias ou blocos eletrônicos (Fig. 7).
1) s-Elementos; o subnível β do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;
2) elementos p; o subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; elementos p incluem elementos dos principais subgrupos de grupos III-VIII;
3) elementos d; o subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas intercalares de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição;
4) elementos f, o subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.
1. O que aconteceria se o princípio de Pauli não fosse respeitado?
2. O que aconteceria se a regra de Hund não fosse respeitada?
3. Faça diagramas da estrutura eletrônica, fórmulas eletrônicas e fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo do gás nobre correspondente.
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A estrutura da camada eletrônica de um átomo também pode ser representada na forma de um arranjo de elétrons em células de energia.
Para átomos de ferro, esse esquema tem a seguinte forma:
Este diagrama mostra claramente a implementação da regra de Hund. No subnível 3d Quantia máxima, as células (quatro) são preenchidas com elétrons desemparelhados. A imagem da estrutura da camada eletrônica no átomo na forma de fórmulas eletrônicas e na forma de diagramas não reflete claramente as propriedades ondulatórias do elétron.
A redação da lei periódica alterada SIM. Mendeleiev : as propriedades dos corpos simples, assim como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente da magnitude dos pesos atômicos dos elementos.
Formulação moderna do Direito Periódico: as propriedades dos elementos, bem como as formas e propriedades de seus compostos, estão em uma dependência periódica da magnitude da carga do núcleo de seus átomos.
Assim, a carga positiva do núcleo (em vez da massa atômica) acabou sendo um argumento mais preciso do qual dependem as propriedades dos elementos e seus compostos.
Valência- é o número de ligações químicas que um átomo está ligado a outro.
As possibilidades de valência de um átomo são determinadas pelo número de elétrons desemparelhados e pela presença de orbitais atômicos livres no nível externo. A estrutura dos níveis de energia externa dos átomos dos elementos químicos determina principalmente as propriedades de seus átomos. Portanto, esses níveis são chamados de níveis de valência. Os elétrons desses níveis, e às vezes dos níveis pré-externos, podem participar da formação de ligações químicas. Esses elétrons também são chamados de elétrons de valência.
Valência estequiométrica Elemento químico - é o número de equivalentes que um determinado átomo pode ligar a si mesmo, ou é o número de equivalentes em um átomo.
Os equivalentes são determinados pelo número de átomos de hidrogênio ligados ou substituídos, portanto, a valência estequiométrica é igual ao número de átomos de hidrogênio com os quais esse átomo interage. Mas nem todos os elementos interagem livremente, mas quase tudo interage com o oxigênio, então a valência estequiométrica pode ser definida como o dobro do número de átomos de oxigênio ligados.
Por exemplo, a valência estequiométrica do enxofre no sulfureto de hidrogénio H 2 S é 2, no óxido SO 2 - 4, no óxido SO 3 -6.
Ao determinar a valência estequiométrica de um elemento de acordo com a fórmula de um composto binário, deve-se guiar pela regra: a valência total de todos os átomos de um elemento deve ser igual à valência total de todos os átomos de outro elemento.
Estado de oxidação também caracteriza a composição da substância e é igual à valência estequiométrica com um sinal de mais (para um metal ou um elemento mais eletropositivo em uma molécula) ou menos.
1. Em substâncias simples, o estado de oxidação dos elementos é zero.
2. O estado de oxidação do flúor em todos os compostos é -1. Os halogênios restantes (cloro, bromo, iodo) com metais, hidrogênio e outros elementos mais eletropositivos também têm um estado de oxidação de -1, mas em compostos com elementos mais eletronegativos eles têm valores positivos graus de oxidação.
3. O oxigênio nos compostos tem um estado de oxidação de -2; as exceções são o peróxido de hidrogênio H 2 O 2 e seus derivados (Na 2 O 2, BaO 2, etc., em que o oxigênio tem um estado de oxidação de -1, bem como o fluoreto de oxigênio OF 2, em que o estado de oxidação do oxigênio é +2.
4. Os elementos alcalinos (Li, Na, K, etc.) e os elementos do subgrupo principal do segundo grupo do sistema Periódico (Be, Mg, Ca, etc.) têm sempre um estado de oxidação igual ao número do grupo, que é, +1 e +2, respectivamente.
5. Todos os elementos do terceiro grupo, exceto o tálio, têm um estado de oxidação constante igual ao número do grupo, ou seja, +3.
6. O maior estado de oxidação de um elemento é igual ao número do grupo do sistema Periódico, e o menor é a diferença: o número do grupo é 8. Por exemplo, o maior estado de oxidação do nitrogênio (está localizado no quinto grupo) é +5 (em ácido nítrico e seus sais), e o menor é -3 (em amônia e sais de amônio).
7. Os estados de oxidação dos elementos no composto compensam-se mutuamente, de modo que a soma de todos os átomos de uma molécula ou de uma fórmula neutra é zero, e para um íon - sua carga.
Essas regras podem ser usadas para determinar o estado de oxidação desconhecido de um elemento em um composto, se os estados de oxidação dos outros forem conhecidos, e para formular compostos multielementares.
Grau de oxidação (número de oxidação,) — valor condicional auxiliar para registro dos processos de oxidação, redução e reações redox.
conceito Estado de oxidação frequentemente usado em química Inorgânica em vez do conceito valência. O estado de oxidação de um átomo é igual ao valor numérico carga elétrica atribuído a um átomo sob a suposição de que os pares de elétrons de ligação são completamente inclinados para átomos mais eletronegativos (isto é, com base na suposição de que o composto consiste apenas em íons).
O estado de oxidação corresponde ao número de elétrons que devem ser adicionados a um íon positivo para reduzi-lo a um átomo neutro, ou retirados íon negativo para oxidá-lo a um átomo neutro:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
As propriedades dos elementos, dependendo da estrutura da camada eletrônica do átomo, mudam por períodos e grupos sistema periódico. Como as estruturas eletrônicas em vários elementos análogos são apenas semelhantes, mas não idênticas, ao passar de um elemento em um grupo para outro, não é observada uma simples repetição de propriedades para eles, mas sua mudança regular mais ou menos claramente expressa.
A natureza química de um elemento é determinada pela capacidade de seu átomo de perder ou ganhar elétrons. Essa capacidade é quantificada pelos valores das energias de ionização e afinidade eletrônica.
Energia de ionização (Ei) é a quantidade mínima de energia necessária para o desprendimento e remoção completa de um elétron de um átomo na fase gasosa em T = 0
K sem transferir energia cinética para o elétron liberado com a transformação do átomo em um íon carregado positivamente: E + Ei = E + + e-. A energia de ionização é positiva e tem menores valores para átomos de metais alcalinos e o maior para átomos de gases nobres (inertes).
Afinidade eletrônica (Ee) é a energia liberada ou absorvida quando um elétron é ligado a um átomo na fase gasosa em T = 0
K com a transformação do átomo em um íon carregado negativamente sem transferir energia cinética para a partícula:
E + e- = E- + Ee.
Os halogênios, especialmente o flúor, têm a afinidade eletrônica máxima (Ee = -328 kJ/mol).
Os valores de Ei e Ee são expressos em quilojoules por mol (kJ/mol) ou em elétron-volts por átomo (eV).
A capacidade de um átomo ligado de deslocar os elétrons das ligações químicas em direção a si mesmo, aumentando a densidade eletrônica ao seu redor, é chamada de eletro-negatividade.
Este conceito foi introduzido na ciência por L. Pauling. Eletro-negatividadedenotado pelo símbolo ÷ e caracteriza a tendência de um determinado átomo para anexar elétrons quando forma uma ligação química.
Segundo R. Maliken, a eletronegatividade de um átomo é estimada pela metade da soma das energias de ionização e a afinidade eletrônica dos átomos livres h = (Ee + Ei)/2
Nos períodos, há uma tendência geral de aumento da energia de ionização e eletronegatividade com o aumento da carga do núcleo atômico; nos grupos, esses valores diminuem com o aumento do número ordinal do elemento.
Deve-se enfatizar que um elemento não pode receber um valor constante de eletronegatividade, pois depende de muitos fatores, em particular, do estado de valência do elemento, do tipo de composto no qual está incluído, do número e do tipo de vizinhos. átomos.
Raios atômicos e iônicos. As dimensões dos átomos e íons são determinadas pelas dimensões da camada eletrônica. De acordo com os conceitos da mecânica quântica, a camada eletrônica não possui limites estritamente definidos. Portanto, para o raio de um átomo ou íon livre, podemos tomar distância calculada teoricamente do núcleo para a posição da densidade máxima principal das nuvens de elétrons externas. Essa distância é chamada de raio orbital. Na prática, geralmente são usados os valores dos raios de átomos e íons em compostos, calculados a partir de dados experimentais. Neste caso, os raios covalentes e metálicos dos átomos são distinguidos.
A dependência dos raios atômicos e iônicos da carga do núcleo de um átomo de um elemento e é periódica. Nos períodos, à medida que o número atômico aumenta, os raios tendem a diminuir. A maior diminuição é típica para elementos de pequenos períodos, uma vez que o nível eletrônico externo é preenchido neles. Em grandes períodos nas famílias dos elementos d e f, essa mudança é menos acentuada, pois o preenchimento de elétrons neles ocorre na camada pré-externa. Em subgrupos, os raios de átomos e íons do mesmo tipo geralmente aumentam.
O sistema periódico de elementos é um exemplo claro da manifestação de vários tipos de periodicidade nas propriedades dos elementos, que é observada horizontalmente (em um período da esquerda para a direita), verticalmente (em um grupo, por exemplo, de cima para baixo ), na diagonal, ou seja. alguma propriedade do átomo aumenta ou diminui, mas a periodicidade é preservada.
No período da esquerda para a direita (→), as propriedades oxidantes e não metálicas dos elementos aumentam, enquanto as propriedades redutoras e metálicas diminuem. Assim, de todos os elementos do período 3, o sódio será o metal mais ativo e o agente redutor mais forte, e o cloro será o agente oxidante mais forte.
ligação química- é a interconexão de átomos em uma molécula, ou estrutura de cristal, como resultado da ação entre os átomos de forças elétricas de atração.
Esta é a interação de todos os elétrons e todos os núcleos, levando à formação de um sistema poliatômico estável (radical, íon molecular, molécula, cristal).
A ligação química é realizada por elétrons de valência. De acordo com conceitos modernos, a ligação química tem natureza eletrônica, mas é realizada de diferentes maneiras. Portanto, existem três tipos principais de ligações químicas: covalente, iônico, metálico. Entre as moléculas surge ligação de hidrogênio, e acontecer Interações de van der Waals.
As principais características de uma ligação química são:
- Comprimento da ligação - é a distância internuclear entre átomos quimicamente ligados.
Depende da natureza dos átomos que interagem e da multiplicidade da ligação. Com o aumento da multiplicidade, o comprimento da ligação diminui e, consequentemente, sua resistência aumenta;
- multiplicidade de ligações - é determinada pelo número de pares de elétrons que ligam dois átomos. À medida que a multiplicidade aumenta, a energia de ligação aumenta;
- ângulo de conexão- o ângulo entre linhas retas imaginárias que passam pelos núcleos de dois átomos vizinhos quimicamente interconectados;
Energia de ligação E CB - esta é a energia que é liberada durante a formação dessa ligação e é gasta para quebrá-la, kJ/mol.
ligação covalente - Uma ligação química formada pelo compartilhamento de um par de elétrons com dois átomos.
A explicação da ligação química pelo aparecimento de pares de elétrons comuns entre os átomos formou a base da teoria de spin de valência, cuja ferramenta é método de ligação de valência (MVS) , descoberto por Lewis em 1916. Para a descrição da mecânica quântica da ligação química e da estrutura das moléculas, outro método é usado - método orbital molecular (MMO) .
Método de ligação de valência
Os princípios básicos da formação de uma ligação química de acordo com MVS:
1. Uma ligação química é formada devido a elétrons de valência (não emparelhados).
2. Elétrons com spins antiparalelos pertencentes a dois átomos diferentes tornam-se comuns.
3. Uma ligação química é formada somente se, quando dois ou mais átomos se aproximam, a energia total do sistema diminui.
4. As principais forças que atuam na molécula são de origem elétrica, de origem Coulombiana.
5. Quanto mais forte a conexão, mais as nuvens de elétrons que interagem se sobrepõem.
Existem dois mecanismos para a formação de uma ligação covalente:
mecanismo de troca. A ligação é formada compartilhando os elétrons de valência de dois átomos neutros. Cada átomo dá um elétron desemparelhado para um par de elétrons comum:
Arroz. 7. Mecanismo de troca para a formação de uma ligação covalente: uma- não polar; b- polar
Mecanismo doador-aceitador. Um átomo (doador) fornece um par de elétrons e outro átomo (aceitador) fornece um orbital vazio para esse par.
conexões, educado de acordo com o mecanismo doador-aceitador, pertencem a compostos complexos
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Arroz. 8. Mecanismo doador-aceitador de formação de ligação covalente
Uma ligação covalente tem certas características.
Saturabilidade - a propriedade dos átomos de formar um número estritamente definido de ligações covalentes. Devido à saturação das ligações, as moléculas têm uma certa composição.
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Orientação - t . e. a conexão é formada na direção de sobreposição máxima de nuvens de elétrons . Com relação à linha que liga os centros dos átomos formando uma ligação, temos: σ e π (Fig. 9): ligação σ - formada pela sobreposição de AO ao longo da linha que liga os centros dos átomos que interagem; Uma ligação π é uma ligação que ocorre na direção de um eixo perpendicular à linha reta que conecta os núcleos de um átomo. A orientação da ligação determina a estrutura espacial das moléculas, ou seja, sua forma geométrica. hibridização - é uma mudança na forma de alguns orbitais na formação de uma ligação covalente para conseguir uma sobreposição de orbitais mais eficiente. A ligação química formada com a participação de elétrons de orbitais híbridos é mais forte do que a ligação com a participação de elétrons de orbitais s e p não híbridos, pois há mais sobreposição. Existem os seguintes tipos de hibridização (Fig. 10, Tabela 31): |
hibridização sp - um orbital s e um orbital p se transformam em dois orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 180°. As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp têm uma geometria linear (BeCl 2).hibridização sp 2- um orbital s e dois orbitais p se transformam em três orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 120°. As moléculas nas quais a hibridização sp 2 é realizada têm uma geometria plana (BF 3 , AlCl 3).
sp 3-hibridização- um orbital s e três orbitais p se transformam em quatro orbitais "híbridos" idênticos, cujo ângulo entre os eixos é de 109 ° 28 ". As moléculas nas quais ocorre a hibridização sp 3 têm uma geometria tetraédrica (CH 4 , NH3).
Arroz. 10. Tipos de hibridizações de orbitais de valência: a - sp-hibridização de orbitais de valência; b - sp2- hibridização de orbitais de valência; dentro - sp 3 - hibridização de orbitais de valência
Os produtos químicos são as coisas que compõem o mundo ao nosso redor.
As propriedades de cada substância química são divididas em dois tipos: são químicas, que caracterizam sua capacidade de formar outras substâncias, e físicas, que são observadas objetivamente e podem ser consideradas isoladamente das transformações químicas. Assim, por exemplo, as propriedades físicas de uma substância são seu estado de agregação (sólido, líquido ou gasoso), condutividade térmica, capacidade de calor, solubilidade em vários meios (água, álcool, etc.), densidade, cor, sabor, etc. .
Transformações de alguns substancias químicas em outras substâncias são chamados fenômenos químicos ou reações químicas. Deve-se notar que também existem fenômenos físicos, que, obviamente, são acompanhados por uma mudança em alguns propriedades físicas substâncias sem serem convertidas em outras substâncias. Os fenômenos físicos, por exemplo, incluem o derretimento do gelo, o congelamento ou a evaporação da água, etc.
O fato de que durante qualquer processo ocorre um fenômeno químico pode ser concluído observando os sinais característicos das reações químicas, como mudança de cor, precipitação, evolução de gás, evolução de calor e/ou luz.
Assim, por exemplo, uma conclusão sobre o curso das reações químicas pode ser feita observando:
A formação de sedimentos ao ferver a água, chamada de escala na vida cotidiana;
A liberação de calor e luz durante a queima de um fogo;
Mudando a cor de uma fatia de maçã fresca no ar;
A formação de bolhas de gás durante a fermentação da massa, etc.
As menores partículas de matéria, que no processo de reações químicas praticamente não sofrem alterações, mas apenas de uma nova maneira são conectadas umas às outras, são chamadas de átomos.
A própria ideia da existência de tais unidades de matéria surgiu em Grécia antiga na mente dos antigos filósofos, o que explica a origem do termo "átomo", já que "atomos" traduzido literalmente do grego significa "indivisível".
No entanto, ao contrário da ideia dos antigos filósofos gregos, os átomos não são o mínimo absoluto da matéria, ou seja, possuem uma estrutura complexa.
Cada átomo consiste nas chamadas partículas subatômicas - prótons, nêutrons e elétrons, denotados respectivamente pelos símbolos p + , n o e e - . O sobrescrito na notação usada indica que o próton tem uma carga unitária positiva, o elétron tem uma carga unitária negativa e o nêutron não tem carga.
Quanto à estrutura qualitativa do átomo, cada átomo tem todos os prótons e nêutrons concentrados no chamado núcleo, ao redor do qual os elétrons formam uma camada eletrônica.
O próton e o nêutron têm praticamente as mesmas massas, ou seja, m p ≈ m n , e a massa do elétron é quase 2000 vezes menor que a massa de cada um deles, ou seja, m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Como a propriedade fundamental de um átomo é sua neutralidade elétrica, e a carga de um elétron é igual à carga de um próton, pode-se concluir disso que o número de elétrons em qualquer átomo é igual ao número de prótons.
Assim, por exemplo, a tabela abaixo mostra a composição possível de átomos:
O tipo de átomos com a mesma carga nuclear, ou seja, Com o mesmo número prótons em seus núcleos são chamados de elemento químico. Assim, da tabela acima, podemos concluir que atom1 e atom2 pertencem a um elemento químico, e atom3 e atom4 pertencem a outro elemento químico.
Cada elemento químico tem seu próprio nome e símbolo individual, que é lido de certa forma. Assim, por exemplo, o elemento químico mais simples, cujos átomos contêm apenas um próton no núcleo, tem o nome "hidrogênio" e é indicado pelo símbolo "H", que é lido como "cinza", e o elemento químico com uma carga nuclear de +7 (ou seja, contendo 7 prótons) - "nitrogênio", tem o símbolo "N", que é lido como "en".
Como você pode ver na tabela acima, os átomos de um elemento químico podem diferir no número de nêutrons nos núcleos.
Átomos pertencentes ao mesmo elemento químico, mas com um número diferente de nêutrons e, como resultado, massa, são chamados de isótopos.
Assim, por exemplo, o elemento químico hidrogênio tem três isótopos - 1 H, 2 H e 3 H. Os índices 1, 2 e 3 acima do símbolo H significam o número total de nêutrons e prótons. Aqueles. sabendo que o hidrogênio é um elemento químico, que se caracteriza pelo fato de haver um próton nos núcleos de seus átomos, podemos concluir que não há nêutrons no isótopo 1 H (1-1 = 0), em o isótopo 2H - 1 nêutron (2-1=1) e no isótopo 3H - dois nêutrons (3-1=2). Como, como já mencionado, um nêutron e um próton têm as mesmas massas, e a massa de um elétron é desprezível em comparação com eles, isso significa que o isótopo 2 H é quase duas vezes mais pesado que o isótopo 1 H, e o isótopo 3 H isótopo é três vezes mais pesado. Em conexão com uma propagação tão grande nas massas de isótopos de hidrogênio, os isótopos 2 H e 3 H receberam nomes e símbolos individuais separados, o que não é típico para nenhum outro elemento químico. O isótopo 2H recebeu o nome de deutério e recebeu o símbolo D, e o isótopo 3H recebeu o nome de trítio e recebeu o símbolo T.
Se tomarmos a massa do próton e do nêutron como unidade e desprezarmos a massa do elétron, de fato, o índice superior esquerdo, além do número total de prótons e nêutrons no átomo, pode ser considerado sua massa, e portanto, esse índice é chamado de número de massa e é denotado pelo símbolo A. Como a carga do núcleo de qualquer próton corresponde ao átomo, e a carga de cada próton é condicionalmente considerada igual a +1, o número de prótons no núcleo é chamado de número de carga (Z). Denotando o número de nêutrons em um átomo com a letra N, matematicamente a relação entre número de massa, número de carga e número de nêutrons pode ser expressa como:
De acordo com os conceitos modernos, o elétron tem uma natureza dual (partícula-onda). Tem as propriedades de uma partícula e de uma onda. Como uma partícula, um elétron tem uma massa e uma carga, mas ao mesmo tempo, o fluxo de elétrons, como uma onda, é caracterizado pela capacidade de difração.
Para descrever o estado de um elétron em um átomo, são utilizados os conceitos da mecânica quântica, segundo a qual o elétron não possui uma trajetória de movimento específica e pode estar localizado em qualquer ponto do espaço, mas com probabilidades diferentes.
A região do espaço ao redor do núcleo onde um elétron é mais provável de ser encontrado é chamada de orbital atômico.
Um orbital atômico pode ter várias formas, tamanho e orientação. Um orbital atômico também é chamado de nuvem de elétrons.
Graficamente, um orbital atômico é geralmente denotado como uma célula quadrada:
A mecânica quântica possui um aparato matemático extremamente complexo, portanto, no âmbito de um curso de química escolar, apenas as consequências da teoria da mecânica quântica são consideradas.
De acordo com essas consequências, qualquer orbital atômico e um elétron localizado nele são completamente caracterizados por 4 números quânticos.
- O número quântico principal - n - determina a energia total de um elétron em um determinado orbital. O intervalo de valores do número quântico principal é todo inteiros, ou seja n = 1,2,3,4, 5 etc.
- O número quântico orbital - l - caracteriza a forma do orbital atômico e pode assumir qualquer valor inteiro de 0 a n-1, onde n, lembre-se, é o número quântico principal.
Orbitais com l = 0 são chamados s-orbitais. Os orbitais s são esféricos e não têm direção no espaço:
Orbitais com l = 1 são chamados p-orbitais. Esses orbitais têm a forma de uma figura tridimensional oito, ou seja, a forma obtida pela rotação da figura oito em torno do eixo de simetria e, externamente, assemelha-se a um haltere:
Orbitais com l = 2 são chamados d-orbitais, e com l = 3 – f-orbitais. Sua estrutura é muito mais complexa.
3) O número quântico magnético - m l - determina a orientação espacial de um determinado orbital atômico e expressa a projeção do momento angular orbital na direção campo magnético. O número quântico magnético m l corresponde à orientação do orbital em relação à direção do vetor de força do campo magnético externo e pode assumir quaisquer valores inteiros de –l a +l, incluindo 0, ou seja o número total de valores possíveis é (2l+1). Assim, por exemplo, com l = 0 m l = 0 (um valor), com l = 1 m l = -1, 0, +1 (três valores), com l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinco valores do número quântico magnético), etc.
Assim, por exemplo, os orbitais p, i.e. orbitais com um número quântico orbital l = 1, tendo a forma de uma “figura tridimensional oito”, correspondem a três valores do número quântico magnético (-1, 0, +1), que, por sua vez, corresponde a três direções no espaço perpendiculares entre si.
4) O número quântico de spin (ou simplesmente spin) - m s - pode ser considerado condicionalmente responsável pelo sentido de rotação de um elétron em um átomo, podendo assumir valores. Os elétrons com spins diferentes são indicados por setas verticais apontando em direções diferentes: ↓ e .
O conjunto de todos os orbitais em um átomo que têm o mesmo valor do número quântico principal é chamado de nível de energia ou camada eletrônica. Qualquer nível de energia arbitrário com algum número n consiste em n 2 orbitais.
O conjunto de orbitais com os mesmos valores do número quântico principal e do número quântico orbital é um subnível de energia.
Cada nível de energia, que corresponde ao número quântico principal n, contém n subníveis. Por sua vez, cada subnível de energia com um número quântico orbital l consiste em (2l+1) orbitais. Assim, a subcamada s consiste em um orbital s, a subcamada p - três orbitais p, a subcamada d - cinco orbitais d e a subcamada f - sete orbitais f. Uma vez que, como já mencionado, um orbital atômico é frequentemente denotado por uma célula quadrada, os subníveis s-, p-, d- e f podem ser representados graficamente da seguinte forma:
Cada orbital corresponde a um conjunto individual estritamente definido de três números quânticos n, l e m l .
A distribuição de elétrons em orbitais é chamada de configuração eletrônica.
O preenchimento de orbitais atômicos com elétrons ocorre de acordo com três condições:
- O princípio da energia mínima: Os elétrons preenchem os orbitais a partir do subnível de energia mais baixo. A sequência de subníveis em ordem crescente de energia é a seguinte: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Para facilitar a memorização dessa sequência de preenchimento de subníveis eletrônicos, a ilustração gráfica a seguir é muito conveniente:
- Princípio de Pauli: Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
Se houver um elétron no orbital, ele é chamado desemparelhado, e se houver dois, eles são chamados de par de elétrons.
- Regra de Hund: o estado mais estável de um átomo é aquele em que, dentro de um subnível, o átomo tem o número máximo possível de elétrons desemparelhados. Este estado mais estável do átomo é chamado de estado fundamental.
De fato, o acima significa que, por exemplo, a colocação do 1º, 2º, 3º e 4º elétrons em três orbitais do subnível p será realizada da seguinte forma:
O preenchimento dos orbitais atômicos do hidrogênio, que possui número de carga 1, ao criptônio (Kr) com número de carga 36, será realizado da seguinte forma:
Uma representação semelhante da ordem em que os orbitais atômicos são preenchidos é chamada de diagrama de energia. Com base nos diagramas eletrônicos de elementos individuais, você pode escrever suas chamadas fórmulas eletrônicas (configurações). Assim, por exemplo, um elemento com 15 prótons e, como resultado, 15 elétrons, ou seja, fósforo (P) terá o seguinte diagrama de energia:
Quando traduzido em uma fórmula eletrônica, o átomo de fósforo assumirá a forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Dígitos de tamanho normal à esquerda do símbolo do subnível mostram o número do nível de energia e os sobrescritos à direita do símbolo do subnível mostram o número de elétrons no subnível correspondente.
Abaixo estão as fórmulas eletrônicas dos primeiros 36 elementos de D.I. Mendeleiev.
| período | Item número. | símbolo | título | fórmula eletrônica |
| EU | 1 | H | hidrogênio | 1s 1 |
| 2 | Ele | hélio | 1s2 | |
| II | 3 | Li | lítio | 1s2 2s1 |
| 4 | Ser | berílio | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | boro | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbono | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azoto | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oxigênio | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flúor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Não | néon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / D | sódio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | magnésio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | alumínio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silício | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fósforo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | enxofre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | cloro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argônio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| 4 | 19 | K | potássio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | cálcio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | escândio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titânio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanádio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | cromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s no d subnível | |
| 25 | Mn | manganês | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | ferro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | co | cobalto | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | níquel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cobre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s no d subnível | |
| 30 | Zn | zinco | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gálio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germânio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Como | arsênico | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selênio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | bromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | criptônio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Como já mencionado, em seu estado fundamental, os elétrons em orbitais atômicos são organizados de acordo com o princípio da menor energia. No entanto, na presença de orbitais p vazios no estado fundamental de um átomo, muitas vezes, quando o excesso de energia é transmitido a ele, o átomo pode ser transferido para o chamado estado excitado. Assim, por exemplo, um átomo de boro em seu estado fundamental tem uma configuração eletrônica e um diagrama de energia da seguinte forma:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
E no estado excitado (*), ou seja. ao transmitir alguma energia ao átomo de boro, sua configuração eletrônica e diagrama de energia ficarão assim:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Dependendo de qual subnível no átomo é preenchido por último, os elementos químicos são divididos em s, p, d ou f.
Encontrando os elementos s, p, d e f na tabela D.I. Mendeleiev:
- Os elementos s têm o último subnível s a ser preenchido. Esses elementos incluem elementos dos principais subgrupos (à esquerda na célula da tabela) dos grupos I e II.
- Para elementos p, o subnível p é preenchido. Os elementos p incluem os últimos seis elementos de cada período, exceto o primeiro e o sétimo, bem como elementos dos principais subgrupos dos grupos III-VIII.
- os elementos d estão localizados entre os elementos s e p em grandes períodos.
- Os elementos f são chamados de lantanídeos e actinídeos. Eles são colocados na parte inferior da mesa por D.I. Mendeleiev.
